Mecanocuántico del Átomo

Presentación del tema: "Mecanocuántico del Átomo"— Transcripción de la presentación:

1 Mecanocuántico del Átomo
Modelo Mecanocuántico del Átomo Profesora: Solange Araya R.

2 Profesora: Solange Araya R.
Niels Bohr ( ) El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los electrones (incompatible con principio de incertidumbre de la mecánica cuántica). Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos, establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Profesora: Solange Araya R.

3 Profesora: Solange Araya R.
Louis Broglie ( ) Broglie plantea que las partículas materiales, en especial los electrones, deberían tener comportamiento dual onda-partícula como la luz. Un comportamiento dual onda-partícula significa que cualquier partícula que tiene masa con cierta velocidad, debe comportarse además como una onda. En 1927 la hipótesis fue corroborada experimentalmente, es decir, los electrones mostraron propiedades ondulatorias. Profesora: Solange Araya R.

4 Profesora: Solange Araya R.
Werner Heisenberg ( ) El principio de incertidumbre que plantea Heisenberg, indica que es imposible conocer con exactitud, en forma simultanea, la posición y el momento de una partícula; siempre habrá un limite en la precisión A a luz de este principio, no es posible medir con exactitud la órbita que describe el electrón. Esto significa que ya no es posible hablar de orbitales electrónicas. Profesora: Solange Araya R.

5 Profesora: Solange Araya R.
Erwin Schrödinger ( ) Schrödinger planeta que los electrones podían ser considerados como ondas materiales y, por lo tanto, sus movimientos ondulatorios alrededor del núcleo están descritos mediante ecuaciones matemáticas. Así, la posición del electrón y su entorno espacial quedan definidos como una función de onda Ψ. Para determinar la función de onda, es necesario definir parámetros restrictivos. Estos parámetro restrictivos se denominan Números cuánticos. Profesora: Solange Araya R.

6 Profesora: Solange Araya R.
Números Cuánticos Número Cuántico Símbolo Descripción Principal n Representa el nivel de energía y su volumen Secundario l Describe la forma del orbital atómico Magnético m Describe la orientación espacial del orbital Spin del electrón s Se refiere al giro del electrón Profesora: Solange Araya R.

7 Número Cuántico Principal (n)
El número cuántico principal, n, determina el tamaño del orbital. Puede tomar cualquier valor natural distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4 ... Varios orbitales pueden tener el mismo número cuántico principal, y de hecho lo tienen, agrupándose en capas. Los orbitales que tienen el mismo número cuántico principal forman una capa electrónica. Cuanto mayor sea el número cuántico principal, mayor será el tamaño del orbital y, a la vez, más lejos del núcleo estará situado. Profesora: Solange Araya R.

8 Número Cuántico Secundario (l)
El número cuántico secundario (l), indica la forma del orbital, que puede ser circular, si vale 0, o elíptica, si tiene otro valor. El valor del número cuántico secundario depende del valor del número cuántico principal. Desde 0 a una unidad menos que n. Ósea l = n-1 Profesora: Solange Araya R.

9 Número Cuántico Magnético (m)
El número cuántico magnético, m, determina la orientación del orbital. Los valores que puede tomar depende del valor del número cuántico secundario (l). l m 1 -1,0,+1 2 -2, -1,0,+1,-1 Profesora: Solange Araya R.

10 Número Cuántico de Spin (s)
El giro del electrón sobre sí mismo está indicado por el número cuántico de espín, que se indica con la letra s. Como puede tener dos sentidos de giro, el número de espín puede tener dos valores: ½ y - ½. Profesora: Solange Araya R.

11 Profesora: Solange Araya R.
Orbitales Atómicos Los orbitales atómicos son descripciones matemáticas de la probabilidad de encontrar en un lugar determinado los electrones de un átomo o molécula. Los orbitales atómicos se relacionan con los subniveles de energía determinados por los números cuánticos, principalmente por el numero cuántico secundario. Valor de l Valor de m Tipo de Orbital s (1) 1 -1,0,+1 P (px, py, pz) 3 2 -2,-1,0,+1,+2 d (5) 3 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 f (7) Profesora: Solange Araya R.

12 Profesora: Solange Araya R.
Orbitales s Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. Orbitales p Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. Profesora: Solange Araya R.

13 Profesora: Solange Araya R.
Orbitales d Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos s (l=0) Orbitales f Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f Profesora: Solange Araya R.

14 Capacidad y Energía de los Niveles
Profesora: Solange Araya R.

15 Configuración Electrónica
La configuración electrónica de un átomo es una manera de describir la disposición de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el número de electrones que existe en cada nivel y tipo de subnivel Profesora: Solange Araya R.

16 Principio de Construcción
Principio de mínima energía (Aufbau) Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía. Es decir los electrones se ubican primero los orbitales de más baja energía. Los orbitales de mayor energía se ocuparán sólo cuando los primeros hayan agotado su capacidad. Profesora: Solange Araya R.

17 Profesora: Solange Araya R.
Principio de exclusión (Pauli) No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales Este Principio se traduce en que sólo es posible acomodar dos electrones como máximo en cada orbital Principio de máxima multiplicidad (Hund) Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico. Cuando exista más de una posibilidad para colocar los electrones en un mismo nivel energético, se colocarán los electrones de forma que se ocupe el mayor número de orbitales. De esta forma el espín será el máximo posible. Profesora: Solange Araya R.

18 Profesora: Solange Araya R.
Energía 4 s 4 p 3 d 5 s 5 p 4 d 6s 6 p 5 d n = ; l = ; m = ; s = n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½ Profesora: Solange Araya R.

19 Profesora: Solange Araya R.
Li s2 2s1 Be s2 2s2 B s2 2s2 2p1 C s2 2s2 2p2 N s2 2s2 2p3 Ne s2 2s2 2p6 Na s2 2s2 2p6 3s1 Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica Profesora: Solange Araya R.